2021届一轮复习鲁科版化学反应的方向、限度学案

2021届一轮复习鲁科版化学反应的方向、限度学案

第1节　化学反应的方向、限度 考纲定位 核心素养 ‎1.了解化学平衡常数(K)的含义，能利用化学平衡常数进行相关计算。‎ ‎2.能正确计算反应的平衡转化率(α)。‎ ‎3.了解化学反应进行的方向判断。‎ ‎1.平衡思想——从化学平衡常数的角度认识化学平衡的定量关系，并用化学平衡常数解决问题。‎ ‎2.证据推理——领会用有关浓度进行平衡常数的计算及利用平衡常数计算转化率等平衡量。‎ ‎3.模型认知——利用Qc与K的关系进行平衡移动的定量判断，同时会利用焓变、熵变判断反应进行的方向。‎ 考点一| 化学反应进行的方向 ‎1．自发过程 ‎(1)含义 在温度和压强一定的条件下，不借助光、电等外部力量就能自动进行的过程。‎ ‎(2)特点 ‎①体系趋向于从高能状态转变为低能状态(体系对外部做功或释放热量)。‎ ‎②在密闭条件下，体系有从有序自发地转变为无序的倾向(无序体系更加稳定)。‎ ‎2．自发反应 在一定条件下无需外界帮助就能自发进行的反应称为自发反应。‎ 提醒：自发反应(过程)指的是在一定条件下有自发进行的倾向而不一定发生，如燃烧反应是自发反应，但在常温下不一定燃烧。‎ ‎3．熵与熵变 ‎(1)熵：描述体系的混乱度的物理量，符号为S。‎ 熵值越大，体系混乱度越大。‎ ‎(2)熵变：ΔS＝S(反应产物)－S(反应物)。‎ ‎(3)常见的熵增过程 ‎①同一种物质由固态到液态再到气态：S(g)>S(l)>S(s)。‎ ‎②反应后气体物质的量增加的反应。‎ ‎③固体参加生成气体的反应，如C(s)＋H2O(g)CO(g)＋H2(g)。‎ ‎4．化学反应方向 ‎(1)三个判据 ‎(2)一般规律 ‎①ΔH<0，ΔS>0的反应任何温度下都能自发进行；②ΔH>0，ΔS<0的反应任何温度下都不能自发进行；③ΔH和ΔS的作用相反，且相差不大时，温度对反应的方向起决定性作用。当ΔH<0，ΔS<0时，低温下反应能自发进行；当ΔH>0，ΔS>0时，高温下反应能自发进行。‎ 说明：对于一个特定的有气体参加的反应，熵变的大小取决于反应前后的气体物质的系数大小。‎ 考法☆　化学反应进行方向的分析 ‎1．(2019·西安模拟)下列有关化学反应方向及其判据的说法中正确的是(　　)‎ A．非自发反应就是不可能发生的反应，自发反应就是能较快进行的反应 B．高温高压下可以使石墨转化为金刚石是自发的化学反应 C．由焓判据和熵判据组合而成的复合判据，将更适合于所有的过程 D．反应NH3(g)＋HCl(g)===NH4Cl(s)在低温下能自发进行，说明该反应的ΔH>0‎ C　‎ ‎[A项，反应的自发反应与反应的可能发生不是一致的；B项，自发的化学反应是指不受外力作用能发生的反应，石墨转化为金刚石需在高温高压条件下进行，该反应不是自发的反应；D项，低温时能自发的反应为ΔH<0。]‎ ‎2．下列说法不正确的是(　　)‎ A．ΔH>0、ΔS>0的反应在高温下能自发进行 B．NH4HCO3(s)===NH3(g)＋H2O(g)＋CO2(g)　ΔH＝＋185.57 kJ·mol－1能自发进行，原因是体系有自发地向混乱度增加的方向转变的倾向 C．因为焓变和熵变都与反应的自发性有关，因此焓变或熵变均可以单独作为反应自发性的判据 D．在其他外界条件不变的情况下，使用催化剂，可以改变化学反应进行的速率 C　[焓变和熵变有时不能单独判断反应的自发性。]‎ ‎3．(1)汽车燃油不完全燃烧时产生CO，有人设想按下列反应除去CO：2CO(g)===‎2C(s)＋O2(g)‎ 已知该反应的ΔH>0，简述该设想能否实现的依据：____________‎ ‎______________________________________________________。‎ ‎(2)超音速飞机在平流层飞行时，尾气中的NO会破坏臭氧层。科学家正在研究利用催化技术将尾气中的NO和CO转变成CO2和N2，化学方程式如下：2NO＋2CO2CO2＋N2。反应能够自发进行，则反应的ΔH________0(填“>”“<”或“＝”)。‎ 解析：(1)2CO(g)===‎2C(s)＋O2(g)，该反应是焓增、熵减的反应。根据ΔG＝ΔH－TΔS，ΔG>0，不能实现。‎ ‎(2)该反应为熵减反应，能自发进行说明ΔH<0。‎ 答案：(1)该反应是焓增、熵减的反应，任何温度下均不自发进行　(2)<‎ 考点二| 化学平衡常数 ‎1．化学平衡常数 ‎(1)概念：在一定温度下，当一个可逆反应达到化学平衡时，生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数，用符号K表示。‎ ‎(2)表达式：‎ 对于反应mA＋nBpC＋qD，K＝。‎ 实例 ‎①Cl2＋H2OHClO＋H＋＋Cl－‎ K＝。‎ ‎②C(s)＋H2O(g) CO(g)＋H2(g)　‎ K＝。‎ ‎③CO＋H2OHCO＋OH－‎ K＝。‎ ‎④CaCO3(s)CaO(s)＋CO2(g)　K＝[CO2]。‎ ‎(3)转化关系 ‎①对于N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)　K1‎ ‎2NH3(g)N2(g)＋3H2(g)　K2‎ NH3(g)N2(g)＋H2(g)　K3‎ 则K1与K2的关系为K1·K2＝1，K2与K3的关系为K2＝K，K3与K1的关系为K1＝。‎ ‎ ②已知A＋B‎2C　K1，C＋DE　K2，则A＋B＋2D2E的K3＝K1·K(用K1、K2表示)。‎ ‎(4)意义：化学平衡常数的大小反映了化学反应进行的程度。‎ K 正反应进行 的程度 平衡时生成 物浓度 平衡时反 应物浓度 反应物 转化率 越大 越大 越大 越小 越大 越小 越小 越小 越大 越小 提醒：(1)一般地说，当K>105时，就认为反应基本进行完全了；当K<10－5时，认为反应很难进行；(2)由于固体或纯液体的浓度视为常数1，所以在平衡常数表达式中不再写出；(3)若同一个反应的系数改变，化学平衡常数可能改变，但表示的意义不改变。‎ ‎2．平衡常数的影响因素 对于确定的化学反应，平衡常数K只与温度有关，与浓度、压强无关。‎ ‎(1)对于吸热反应，升高温度，K值增大。‎ ‎(2)对于放热反应，升高温度，K值减小。‎ 提醒：(1)即使化学平衡发生移动，但只要温度不变，平衡常数就不会改变，利用此守恒可以计算恒定温度下再次平衡后的转化率等物理量，这也是定量化学的重要定律；(2)平衡常数改变，平衡一定移动，温度一定改变。‎ ‎[深度归纳]　化学平衡常数的两大应用 ‎(1)判断可逆反应的反应热。‎ 升高温度 降低温度 ‎(2)判断正在进行的可逆反应的反应方向以及反应是否达到平衡。(Q与K的表达式相同)‎ ‎1．正误判断(正确的打“√”，错误的打“×”)‎ ‎(1)可逆反应‎2A(s)＋B(g)‎2C(g)＋3D(g)的平衡常数为K＝。(　　)‎ ‎(2)对于反应：2SO2(g)＋O2(g) 2SO3(g)，升高温度，K值减小，则ΔH<0。(　　)‎ ‎(3)可逆反应的两方向平衡常数关系K正＝－K逆。(　　)‎ ‎(4)T ℃，2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g)的平衡常数为K1，则SO2(g)＋O2(g)SO3(g)的平衡常数为K1。(　　)‎ 答案：(1)×　(2)√　(3)×　(4)√‎ ‎2．在一定温度下，‎1 L的密闭容器中发生反应：C(s)＋H2O(g)CO(g)＋H2(g)，平衡时测得C、H2O、CO、H2的物质的量都为0.1 mol。‎ ‎(1)该反应的平衡常数K＝________。‎ ‎(2)若升高平衡体系的温度，该反应的平衡常数会增大，则该反应的ΔH________0(填“>”或“<”)。‎ ‎(3)相同条件下，向该容器中充入C(s)、H2O各为0.2 mol、CO、H2各为0.1 mol，则此时反应向________进行，v正________v逆(填“>”“＝”或“<”)。‎ 答案：(1)0.1 mol·L－1　(2)>　(3)正反应　>‎ 考法1　化学平衡常数及其应用 ‎1．(2019·武汉模拟)已知反应A(g)＋B(g)C(g)＋D(g)的平衡常数和温度的关系如下：‎ 温度/℃‎ ‎700‎ ‎800‎ ‎830‎ ‎1 000‎ ‎1 200‎ 平衡常数 ‎1.7‎ ‎1.1‎ ‎1.0‎ ‎0.6‎ ‎0.4‎ 现有两个相同的‎2 L恒容绝热(与外界没有热量交换)密闭容器Ⅰ、Ⅱ，在Ⅰ中充入1 mol A和1 mol B，在Ⅱ中充入1 mol C和1 mol D,‎800 ℃‎条件下开始反应。达到平衡时，下列说法正确的是(　　)‎ A．容器Ⅰ、Ⅱ中的压强相等 B．容器Ⅰ、Ⅱ中反应的平衡常数相同 C．该反应的正反应是放热反应 D．容器Ⅰ中A的浓度比容器Ⅱ中的小 C　[由题中平衡常数与温度的关系可得该反应的正反应是放热反应，C正确；由于反应体系是绝热体系，则容器Ⅰ达到平衡时的温度比容器Ⅱ高，故其平衡常数小，平衡时压强大，A、B错误；容器Ⅰ比容器Ⅱ温度高，故平衡时A的浓度容器Ⅰ大于容器Ⅱ，D错误。]‎ ‎2．甲醇是一种重要的化工原料。利用CO、CO2和H2在催化剂的作用下合成甲醇，有关反应的反应热与平衡常数表示如下：‎ 反应1：‎ CO2(g)＋H2(g)CO(g)＋H2O(g)　ΔH1　K1‎ 反应2：CO(g)＋2H2(g)CH3OH(g)　ΔH2　K2‎ 反应3：‎ CO2(g)＋3H2(g)CH3OH(g)＋H2O(g)　ΔH3　K3‎ ‎(1)①ΔH3＝________(用ΔH1、ΔH2表示)。‎ ‎②K3＝________(用K1、K2表示)。‎ ‎(2)平衡常数K随温度变化的曲线如图所示：‎ ‎①ΔH2________ΔH3(填“大于”“小于”或“等于”)，理由是__________________________________________________________。‎ ‎②温度为T1 K时，体系建立起化学平衡状态，测得[H2]＝‎ ‎0.1 mol·L－1，＝________。‎ 解析：(1)①分析已知的三个热化学方程式的特点及相互关系，由盖斯定律可得ΔH3＝ΔH1＋ΔH2；‎ ‎②K3＝＝ ‎＝K1·K2。‎ ‎(2)①由图可知，随温度升高K1增大，故ΔH1>0，又ΔH3＝ΔH1＋ΔH2，则ΔH2<ΔH3。②由图可知，T1 K时，K1＝K3，由K3＝K1·K2得K2＝1，而K2＝，故＝[H2]2＝0.12 (mol·L－1)2＝0.01 (mol·L－1)2。‎ 答案：(1)①ΔH1＋ΔH2　②K1·K2　(2)①小于　由图可知随着温度升高，K1增大，则ΔH1>0，根据盖斯定律知ΔH3＝ΔH1＋ΔH2，所以ΔH2<ΔH3　‎ ‎②0.01 (mol·L－1)2‎ 考法2　“三段式”突破K、α的综合计算 ‎[典例导航]‎ H2S与CO2在高温下发生反应：H2S(g)＋CO2(g)COS(g)＋H2O(g)。在610 K时，将0.10 mol CO2与0.40 mol H2S充入‎2.5 L的空钢瓶中，反应平衡后水的物质的量分数为0.02。‎ ‎(1)H2S的平衡转化率α1＝________%，反应平衡常数K＝________。‎ ‎(2)在620 K重复实验，平衡后水的物质的量分数为0.03，H2S的转化率α2______α1，该反应的ΔH______0。(填“>”“<”或“＝”)‎ ‎(3)向反应器中再分别充入下列气体，能使H2‎ S转化率增大的是________(填标号)。‎ A．H2S　　 B．CO2‎ C．COS D．N2‎ ‎[思路点拨]　(1)第一步：写方程式，列三段式 ‎　　　　　H2S(g)＋CO2(g)COS(g)＋H2O(g)‎ n(始)/mol 0.40 0.10 　0 　 0‎ Δn/mol x x 　 x 　 x n(平)/mol 0.40－x 0.10－x x 　 x 第二步：列方程，求未知量 ＝0.02‎ 解得：x＝0.01 mol 第三步：明确问题，规范答案 H2S的平衡转化率α1＝×100%＝×100%＝2.5%。‎ K＝＝＝≈2.8×10－3。‎ ‎(2)w(H2O)＝0.03＞0.02⇒升温，平衡右移⇒ΔH＞0。‎ ‎(3)两种反应物，增大一种反应物，平衡右移，另一反应物转化率增大，自身转化率减小。增大生成物浓度，平衡左移，转化率减小。‎ 答案：(1)2.5　2.8×10－3　(2)＞　>　(3)B ‎(1)610 K时，CO2的转化率为________，比H2S的转化率________。‎ ‎(2)610 K时，2H2S(g)＋2CO2(g)2COS(g)＋2H2O(g)的平衡常数K′与K的关系为________。‎ ‎(3)620 K时，化学平衡常数K约为________，比610 K时的平衡常数K________。‎ 答案：(1)10%　大　(2)K′＝K2　(3)6.9×10－3　大 ‎[思维建模]　“三段式”突破化学平衡的综合计算模板 已知反应：mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)，令A、B起始物质的量浓度分别为a mol·L－1、b mol·L－1，达到平衡后消耗A的物质的量浓度为mx mol·L－1。‎ ‎　　　　　 　mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)‎ a b 0 0‎ mx nx px qx a－mx b－nx px qx 相关计算：‎ ‎①平衡常数：K＝。‎ ‎②A的平衡转化率：α(A)平＝×100%。‎ ‎③A的物质的量分数(或气体A的体积分数)：‎ w(A)＝×100%。‎ ‎④v(A)＝。‎ ‎⑤混合气体的平均密度：混＝。‎ 注意：在求有关物理量时，一定注意是用“物质的量”还是用“物质的量浓度”代入计算。‎ ‎3．(2019·山西模拟)T ℃下，向体积为‎2 L的恒容密闭容器中通入NO2和O2，发生反应：4NO2(g)＋O2(g)2N2O5(g)　ΔH<0，部分实验数据如下表。下列说法不正确的是(　　)‎ 时间/s ‎0‎ ‎5‎ ‎10‎ ‎15‎ n(NO2)/mol ‎8.00‎ n1‎ n2‎ ‎4.00‎ n(O2)/mol ‎2.00‎ ‎1.25‎ ‎1.00‎ n3‎ A．5 s内NO2的平均反应速率为0.3 mol·L－1·s－1‎ B．若10 s时，再向容器中充入2 mol N2O5(g)，则新平衡下，NO2的体积分数将增大 C．若5 s时，改在绝热恒容条件下达到平衡，则新平衡下的平衡常数比原平衡的小 D．T ℃，该反应的平衡常数为‎0.125 L3·mol－3，反应物的平衡转化率均为50%‎ B　[5 s内v(O2)＝＝0.075 mol·L－1·s－1，v(NO2)＝4v(O2)＝0.075 mol·L－1·s－1×4＝0.3 mol·L－1·s－1，A项正确；根据表中提供数据，可以计算出n2＝4.00，n3＝1.00，显然10 s时反应处于平衡状态，若10 s时，再向容器中充入2 mol N2O5(g)，体系压强增大，故新平衡下，NO2的体积分数减小，B项错误；若5 s时，改在绝热恒容条件下达到平衡，由于反应正向进行放热，反应体系温度升高，而升温时平衡向逆反应方向移动，故新平衡下平衡常数比原平衡的小，C项正确；NO2、O2的起始浓度之比等于系数之比，故二者的平衡转化率相等，由题表知，反应达到平衡时，反应物的平衡转化率均为50%，此时[NO2]＝‎ ‎2 mol·L－1，[O2]＝0.5 mol·L－1，[N2O5]＝1 mol·L－1，平衡常数K＝＝‎0.125 L3·mol－3，D项正确。]‎ ‎4．(2019·试题调研)已知T1温度下在容积为‎10 L的密闭容器中发生可逆反应X(g)＋Y(g)2Z(g)＋2W(s)　ΔH，起始时充入15 mol X与15 mol Y,10 min时反应达到平衡状态，测得平均速率v(Z)＝‎ ‎0.12 mol·L－1·min－1。下列有关说法正确的是(　　)‎ A．T1温度下该反应的平衡常数为2.56‎ B．平衡时再充入一定量的X，平衡正向移动，X的转化率增大 C．若T2>T1，T2时K＝1.52，则该反应的ΔH>0‎ D．若其他条件不变，T3温度下，K＝1.96，则Y的平衡转化率约为41.3%‎ D　[根据Z的反应速率可知平衡时[Z]＝1.2 mol·L－1，则平衡时，[X]＝0.9 mol·L－1，[Y]＝0.9 mol·L－1，W为固体，平衡常数K＝＝≈1.78，A项错误；平衡时，再充入一定量的X，平衡正向移动，但X的转化率减小，Y的转化率增大，B项错误；温度升高，平衡常数减小，平衡逆向移动，则正反应为放热反应，ΔH<0，C项错误；T3温度下，K＝1.96，则 ‎　　　　　　　X(g)＋　Y(g)2Z(g)＋2W(s)‎ 起始/(mol·L－1) 1.5 1.5 0‎ 转化/(mol·L－1) x x 2x 平衡/(mol·L－1) 1.5－x 1.5－x 2x 平衡常数K＝＝1.96，解得x≈0.62，则Y的平衡转化率为×100%≈41.3%，D项正确。]‎ 考法3　化学平衡常数与速率常数的关系 ‎5．Bodensteins研究了下列反应：2HI(g)H2(g)＋I2(g)　ΔH>0‎ 在716 K时，气体混合物中碘化氢的物质的量分数x(HI)与反应时间t的关系如下表：‎ t/min ‎0‎ ‎20‎ ‎40‎ ‎60‎ ‎80‎ ‎120‎ x(HI)‎ ‎1‎ ‎0.91‎ ‎0.85‎ ‎0.815‎ ‎0.795‎ ‎0.784‎ x(HI)‎ ‎0‎ ‎0.60‎ ‎0.73‎ ‎0.773‎ ‎0.780‎ ‎0.784‎ ‎(1)根据上述实验结果，该反应的平衡常数K的计算式为________。‎ ‎(2)上述反应中，正反应速率为v正＝k正x2(HI)，逆反应速率为v逆＝k逆x(H2)x(I2)，其中k正、k逆为速率常数，则k逆为________(以K和k正表示)。若k正＝0.002 7 min－1，则在t＝40 min时，v正＝________min－1。‎ ‎(3)由上述实验数据计算得到v正～x(HI)和v逆～x(H2)的关系如下图。当升高到某一温度时，反应重新达到平衡，相应的点分别为______(填字母)。‎ 解析：(1)由表中数据可知，无论是从正反应方向开始，还是从逆反应方向开始，最终x(HI)均为0.784，说明此时已达到了平衡状态。设HI的初始浓度为1 mol·L－1，则： 2HI(g) H2(g)＋　　I2(g)‎ 初始浓度/mol·L－1 1 0 0‎ 0.216 0.108 0.108‎ 0.784 0.108 0.108‎ K＝＝。‎ ‎(2)建立平衡时，v正＝v逆，即k正x2(HI)＝k逆x(H2)·x(I2)，k逆＝‎ k正。由于该反应前后气体分子数不变，故k逆＝k正＝k正＝。在40 min时，x(HI)＝0.85，则v正＝0.002 7 min－1×0.852≈1.95×‎ ‎10－3 min－1。‎ ‎(3)因2HI(g)H2(g)＋I2(g)　ΔH＞0，升高温度，v正、v逆均增大，且平衡向正反应方向移动，HI的物质的量分数减小，H2、I2的物质的量分数增大。因此，反应重新达到平衡后，相应的点分别应为A点和E点。‎ 答案：(1)　(2)k正/K　1.95×10－3　 (3)A、E ‎[思维建模]　K与k正、k逆的关系推导 已知v正＝k正ca(A)·cb(B)，v逆＝k逆cc(C)，当v正＝v逆时，反应达到平衡，即k正[A]a[B]b·cb(B)＝k逆[C]c，故＝＝K。‎ 专项突破(16)　压强平衡常数Kp的计算方法 ‎1．Kp的含义：在化学平衡体系中，各气体物质的分压替代浓度，计算的平衡常数叫压强平衡常数。单位与表达式有关。‎ ‎2．计算技巧：第一步，根据“三段式”法计算平衡体系中各物质的物质的量或物质的量浓度；第二步，计算各气体组分的物质的量分数或体积分数；第三步，求出各气体物质的分压，某气体的分压＝气体总压强×该气体的体积分数(或物质的量分数)；第四步，根据平衡常数计算公式代入计算。例如，N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)，压强平衡常数表达式为Kp＝。‎ ‎[典例导航]‎ F.Daniels等曾利用测压法在刚性反应器中研究了‎25 ℃‎时N2O5(g)分解反应：‎ ‎2N2O5(g)―→4NO2(g)＋O2(g)‎ ‎2N2O4(g)‎ 其中NO2二聚为N2O4的反应可以迅速达到平衡。体系的总压强p随时间t的变化如表所示[t＝∞时，N2O5(g)完全分解]：‎ t/min ‎0‎ ‎40‎ ‎80‎ ‎160‎ ‎260‎ ‎1 300‎ ‎1 700‎ ‎∞‎ p/kPa ‎35.8‎ ‎40.3‎ ‎42.5‎ ‎45.9‎ ‎49.2‎ ‎61.2‎ ‎62.3‎ ‎63.1‎ 已知：2N2O5(g)===2N2O4(g)＋O2(g)‎ ΔH＝－4.4 kJ·mol－1‎ ‎2NO2(g)N2O4(g)　ΔH＝－55.3 kJ·mol－1‎ ‎(1)若提高反应温度至‎35 ℃‎，则N2O5(g)完全分解后体系压强p∞(‎35 ℃‎)________63.1 kPa(填“大于”“等于”或“小于”)，原因是____________________________________________________________。‎ ‎(2)‎25 ℃‎时N2O4(g)2NO2(g)反应的平衡常数Kp＝________kPa(Kp为以分压表示的平衡常数，计算结果保留1位小数)。‎ ‎[思路点拨]　(1)①2NO2(g)N2O4(g)　ΔH＝－55.3 kJ·mol－1―→升高温度、平衡左移―→气体增多―→刚性(恒容)反应器压强增大，②温度越高压强越大，根据①②分析可知p∞(‎35 ℃‎)>63.1 kPa。(2)恒温恒容反应器，物质的量之比等于压强之比，可用分压表示组分的物质的量。N2O5完全分解生成N2O4和O2，起始pN2O5＝35.8 kPa，其完全分解时pN2O4＝35.8 kPa，pO2＝17.9 kPa，设‎25 ℃‎平衡时N2O4转化了x，则 N2O4(g)　　 　　2NO2(g)‎ 平衡 35.8 kPa－x 2x ‎35．8 kPa－x＋2x＋17.9 kPa＝63.1 kPa，解得x＝9.4 kPa。然后求pN2O4和pNO2最后代入Kp＝。‎ 答案：(1)大于　温度升高，体积不变，总压强提高；NO2二聚为放热反应，温度升高，平衡左移，体系物质的量增加，总压强提高　(2)13.4‎ ‎(1)‎25 ℃‎时2NO2(g)N2O4(g)的Kp为________。‎ ‎(2)对于N2O4(g)2NO2(g)反应达到平衡时Kp(‎35 ℃‎)________ Kp(‎25 ℃‎)(填“>”“<”或“＝”)。‎ 答案：(1)≈0.075(kPa)－1　(2)>‎ ‎1．一定量的CO2与足量的C在恒压密闭容器中发生反应：C(s)＋CO2(g)‎ ‎2CO(g)　ΔH＝＋173 kJ·mol－1，若压强为p kPa，平衡时体系中气体体积分数与温度的关系如图所示，回答下列问题：‎ ‎(1)‎650 ℃‎时CO2的平衡转化率为________。‎ ‎(2)t‎1 ℃‎时平衡常数Kp＝__________(用平衡分压代替平衡浓度计算，分压＝总压×物质的量分数)；该温度下达平衡后若再充入等物质的量的CO和CO2气体，则平衡________(填“正向”“逆向”或“不”)移动，原因是 ‎___________________________________________________________。‎ 解析：(1)　C(s)＋CO2(g)　 　2CO(g)‎ 起始 a mol 0‎ Δn x mol 2x mol 平衡 (a－x) mol 2x mol ×100%＝40%‎ x＝，故α(CO2)＝×100%＝25%。‎ ‎(2)t‎1℃‎时CO与CO2的体积分数相等，均为0.5，Kp＝＝0.5p(kPa)。‎ 再充入等物质的量的CO和CO2时，二者的体积分数不变，平衡不移动。‎ 答案：(1)25%　(2)0.5p　不　再充入等物质的量的CO和CO2，平衡体系中二者的体积分数仍相同，平衡不移动 ‎2．活性炭也可用于处理汽车尾气中的NO，在‎1 L恒容密闭容器中加入0.100 0 mol NO和2.030 mol固体活性炭，生成A、B两种气体，在不同温度下测得平衡体系中各物质的物质的量以及容器内压强如下表：‎ 活性炭/mol NO/mol A/mol B/mol p/MPa ‎200 ℃‎ ‎2.000‎ ‎0.040 0‎ ‎0.030 0‎ ‎0.030 0‎ ‎3.93‎ ‎335 ℃‎ ‎2.005‎ ‎0.050 0‎ ‎0.025 0‎ ‎0.025 0‎ p 根据上表数据，写出容器中发生反应的化学方程式：__________‎ ‎_________________________________________________________，‎ 判断p________(选填“>”“<”或“＝”)3.93 MPa。计算反应体系在‎200 ℃‎时的平衡常数Kp＝________(用平衡分压代替平衡浓度计算，分压＝总压×体积分数)。‎ 解析：‎1 L恒容密闭容器中加入0.100 0 mol NO和2.030 mol固体活性炭，生成A、B两种气体，从不同温度下测得平衡体系中各物质的物质的量以及容器内压强数据可以看出：n(C)∶n(NO)∶n(A)∶n(B)＝1∶2∶1∶1，所以可以推断出生成的A、B两种气体为N2和CO2，反应的化学方程式为C＋2NON2＋CO2。该反应的平衡常数Kp＝，容器的体积为‎1 L，平衡分压之比等于平衡浓度之比，带入表中数据计算得‎200 ℃‎时的平衡常数Kp＝。‎ 答案：C＋2NON2＋CO2　>　 ‎3．无色气体N2O4是一种强氧化剂，为重要的火箭推进剂之一。N2O4与NO2转换的热化学方程式为N2O4(g)2NO2(g)　ΔH＝＋‎ ‎24.4 kJ·mol－1。‎ 上述反应中，正反应速率v正＝k正·p(N2O4)，逆反应速率v逆＝‎ k逆·p2(NO2)，其中k正、k逆为速率常数，则Kp为________(以k正、k逆表示)。若将一定量的N2O4投入真空容器中恒温恒压分解(温度298 K、压强100 kPa)，已知该条件下k正＝4.8×104 s－1，当N2O4分解10%时，v正＝________kPa·s－1。‎ 解析：上述反应中，正反应速率v正＝k正·p(N2O4)，逆反应速率v逆＝k逆·p2(NO2)，其中k正、k逆为速率常数，平衡时，v正＝v逆，k正·p(N2O4)＝k逆·p2(NO2)，Kp＝＝。若将一定量N2O4投入真空容器中恒温恒压分解(温度298 K、压强100 kPa)，已知该条件下k正＝4.8×104 s－1，当N2O4分解10%时，v正＝4.8×104 s－1×100 kPa×≈3.9×‎ ‎106 kPa·s－1。‎ 答案：　3.9×106 ‎ 课堂反馈　真题体验 ‎1．CH4CO2催化重整不仅可以得到合成气(CO和H2)，还对温室气体的减排具有重要意义。回答下列问题：‎ ‎(1)CH4CO2催化重整反应为CH4(g)＋CO2(g)===2CO(g)＋2H2(g)。‎ 已知：C(s)＋2H2(g)===CH4(g)　ΔH＝－75 kJ·mol－1‎ C(s)＋O2(g)===CO2(g)　ΔH＝－394 kJ·mol－1‎ C(s)＋O2(g)===CO(g)　ΔH＝－111 kJ·mol－1‎ 该催化重整反应的ΔH＝________kJ·mol－1。有利于提高CH4平衡转化率的条件是________(填标号)。‎ A．高温低压　　　　　 B．低温高压 ‎ C．高温高压 D．低温低压 ‎ 某温度下，在体积为‎2 L的容器中加入2 mol CH4、1 mol CO2以及催化剂进行重整反应，达到平衡时CO2的转化率是50%，其平衡常数为________mol2·L－2。‎ ‎(2)反应中催化剂活性会因积碳反应而降低，同时存在的消碳反应则使积碳量减少。相关数据如下表：‎ 积碳反应 CH4(g)===C(s)＋2H2(g)‎ 消碳反应 CO2(g)＋C(s)===2CO(g)‎ ΔH/(kJ·mol－1)‎ ‎75‎ ‎172‎ 活化能/‎ ‎(kJ·mol－1)‎ 催化剂X ‎33‎ ‎91‎ 催化剂Y ‎43‎ ‎72‎ ‎①由上表判断，催化剂X________Y(填“优于”或“劣于”)，理由是__________________________________________________________。‎ 在反应进料气组成、压强及反应时间相同的情况下，某催化剂表面的积碳量随温度的变化关系如图1所示，升高温度时，下列关于积碳反应、消碳反应的平衡常数(K)和速率(v)的叙述正确的是________(填标号)。‎ A．K积、K消均增加 B．v积减小、v消增加 C．K积减小、K消增加 D．v消增加的倍数比v积增加的倍数大 ‎　　　 图1　　　　　　　　　图2‎ ‎②在一定温度下，测得某催化剂上沉积碳的生成速率方程为v＝k·p(CH4)·[p(CO2)]－0.5(k为速率常数)。在p(CH4)一定时，不同p(CO2)下积碳量随时间的变化趋势如图2所示，则pa(CO2)、pb(CO2)、pc(CO2)从大到小的顺序为________。‎ 解析：(1)将已知中3个反应依次编号为①、②、③，根据盖斯定律，由③×2－①－②可得该催化重整反应的ΔH＝(－111×2＋75＋394) kJ·mol－1＝＋247 kJ·mol－1。由于该反应为吸热且气体体积增大的反应，要提高CH4的平衡转化率，需在高温低压下有利于反应正向移动。根据平衡时消耗的CO2为1 mol×50%＝0.5 mol，则消耗的CH4为0.5 mol，生成的CO和H2均为1 mol，根据三段式法可知平衡时CH4、CO2、CO和H2的平衡浓度分别为0.75 mol·L－1、0.25 mol·L－1、0.5 mol·L－1、0.5 mol·L－1，则平衡常数K＝＝＝ mol2·L－2。(2)①从表格中数据可看出相对于催化剂X，用催化剂Y催化时积碳反应的活化能大，则积碳反应的反应速率小，而消碳反应活化能相对小，则消碳反应的反应速率大，再根据题干信息“反应中催化剂活性会因积碳反应而降低”可知催化剂X劣于催化剂Y。由表格可知积炭反应、消碳反应都是吸热反应，温度升高，平衡右移，K积、K消均增加，温度升高，反应速率均增大。从图像上可知600～700 ℃随温度升高，催化剂表面的积碳量减小，所以v消增加的倍数要比v积增加的倍数大，故A、D正确。②由该图像可知在反应时间和p(CH4)相同时，图像中速率关系va>vb>vc，结合沉积碳的生成速率方程v＝k·p(CH4)·[p(CO2)]－0.5，在p(CH4)相同时，随着p(CO2)增大，反应速率逐渐减慢，即可判断：pc(CO2)>pb(CO2)>pa(CO2)。‎ 答案：(1)247　A　 ‎(2)①劣于　相对于催化剂X，催化剂Y积碳反应的活化能大，积碳反应的速率小；而消碳反应活化能相对小，消碳反应速率大　AD ‎②pc(CO2)、pb(CO2)、pa(CO2)‎ ‎2．对于反应2SiHCl3(g)===SiH2Cl2(g)＋SiCl4(g)　ΔH＝＋48 kJ·mol－1，采用大孔弱碱性阴离子交换树脂催化剂，在323 K和343 K时SiHCl3的转化率随时间变化的结果如图所示。‎ 比较a、b处反应速率大小：va________vb(填“大于”“小于”或“等于”)。反应速率v＝v正－v逆＝k正x2SiHCl3－k逆xSiH2Cl2xSiCl4，‎ k正、k逆分别为正、逆向反应速率常数，x为物质的量分数，计算a处的＝________(保留1位小数)。‎ 解析：温度越高，反应速率越大，a点所在曲线对应的温度高于b点所在曲线对应的温度，所以a点反应速率大于b点反应速率。a点所在曲线达到平衡时，v正＝v逆，即k正x2SiHCl3＝k逆xSiH2Cl2xSiCl4，从题图上可知a点所在曲线平衡时SiHCl3的转化率为22%，设投入SiHCl3 y mol，则根据三段式法得 ‎　　　 2SiHCl3(g)===SiH2Cl2(g)＋SiCl4(g)‎ 开始/mol y 0 0‎ 转化/mol 0.22y 0.11y 0.11y 平衡/mol 0.78y 0.11y 0.11y 代入k正x2SiHCl3＝k逆xSiH2Cl2xSiCl4得，k正0.782＝k逆0.112，＝　‎ ‎①‎ 在a处SiHCl3的转化率为20%，根据三段式法得 ‎　　 　2SiHCl3(g)===SiH2Cl2(g)＋SiCl4(g)‎ 开始/mol y 0 0‎ 转化/mol 0.2y 0.1y 0.1y a处/mol 0.8y 0.1y 0.1y 则＝＝×，将①代入计算得出≈1.3。‎ 答案：大于　1.3‎ ‎3．298 K时，将20 mL 3x mol·L－1 Na3AsO3、20 mL 3x mol·L－1 I2和20 mL NaOH溶液混合，发生反应：‎ AsO(aq)＋I2(aq)＋2OH－(aq)AsO(aq)＋2I－(aq)＋H2O(l)。溶液中c(AsO)与反应时间(t)的关系如图所示。‎ 若平衡时溶液的pH＝14，则该反应的平衡常数K为________。‎ 解析：反应前，三种溶液混合后，c (Na3AsO3)＝‎ ‎3x mol·L－1×＝x mol·L－1，同理，c(I2)＝‎ x mol·L－1，反应情况如下：‎ AsO(aq)＋I2(aq)＋2OH－(aq)AsO(aq)＋2I－(aq)＋H2O(l)‎ x x 0 0‎ x－y x－y　 1 y 2y K＝＝ mol·L－1。‎ 答案： mol·L－1‎